Similia similibus solvuntur

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1 5.2 Wasser als Lösungsmittel für Elektrolyte Similia similibus solvuntur Unpolare (Paraffine) oder wenig polare Stoffe (Fette) sind in unpolaren oder wenig polaren organischen Lösungsmitteln wie z. B Benzin oder Toluol löslich. Hydrophob: "das Wasser fürchtend" Polare Stoffe wie Salze, Säuren und Basen (Ionenverbindungen) aber auch polare organische Ver- Verbindungen sind in stark polaren Lösungsmitteln wie Wasser löslich. Hydrophil: "das Wasser liebend" Gleiches löst sich in Gleichem

2 Einteilung der Lösungen Name Teilchengröße Zahl der Atome Bemerkungen Membrantrennverfahren Beispiele Echte Lösungen Molekular- oder iondisperse Systeme homogen klar < 10-9 m < 1 nm 2 bis 10 3 Homogene Mischung, vollkommen klar, keine Trennung durch Filtration Umkehrosmose < 1 nm Nanofiltration 1-10 nm Kochsalz oder Traubenzucker in Wasser Kolloidale Lösung kolloiddisperse Systeme colla - Leim homogen klar Sol- oder Gelzustand (s. 2.1) 10-9 bis 10-6 m 1 nm bis 1 µm > 10 3 Zwischenstellung, Oberflächeneigenschaften dominierend, Lichtstreuung (Tyndall-Effekt) - Dispersionskolloide 1) - Molekülkolloide 2) - Assoziationskolloide 3) Nanofiltration 1-10 nm Ultrafiltration nm Microfiltration > 100 nm Feinste Tonpartikel in Wasser Suspension grobdisperse Systeme trüb (ab etwa 1 µm) > 10-6 m > 1 µm > Absetzen oder Filtration möglich Sand/Ton in Wasser 1) feinverteilte, unlösliche Feststoffe (Ton, Gold) 2) hydrophile Makromoleküle (Stärke, Eiweiß) 3) Micellen

3 Wirkung von Tensiden als oberflächenaktive Verbindungen Lösungsvermittlung durch Tenside als Dispergiermittel bessere Verteilung der dispergierten Phase im Lösungsmittel Wasser, stabile Suspension oder Emulsion durch Micellbildung

4 Elektrolyte Elektrolyte sind Stoffe, die beim Lösen in Wasser oder in der Schmelze frei bewegliche Ionen bilden und so den Transport des elektrischen Stromes ermöglichen. Elektrolyte Bindung und Struktrur Verhalten in Wasser Echte Elektrolyte Potenzielle Elektrolyte Starke Elektrolyte Schwache Elektrolyte Salze Hydroxide Anorg. Säuren Org. Säuren Salze, Hydroxide Anorg. Säuren Organische Säuren

5 Unterscheidung der Elektrolyte Hinsichtlich ihrer Bindung und Struktur Echte Elektrolyte sind Stoffe, die bereits im festen Zustand aus Ionen bestehen (Ionenkristall) und in Wasser oder in der Schmelze in Ionen zerfallen. Potenzielle Elektrolyte sind Stoffe, die aus Molekülen mit einer polaren kovalenten Bindung bestehen und mit Wasser unter Protolyse reagieren. Salze, Hydroxide, Oxide K + Cl -, K + OH -, K + O 2- K + Ionenbindung, Ionenkristall Anorganische und organische Säuren, Ammoniak H Cl, H O NO 2, H O (O) CH 3 Atombindung mit partiellem Ionencharakter

6 Verhalten echter und potenzieller Elektrolyte in wässriger Lösung Starke Elektrolyte liegen auch bei hohen Konzentrationen praktisch vollständig dissoziiert vor. Mit zunehmender Konzentration c 0 des Elektrolyten steigt zugleich die gegenseitige Behinde rung (Bildung von Assoziaten). Dadurch sinkt die Ionenbeweglichkeit. Salze, Metallhydroxide, starke anorganische Säuren Schwache Elektrolyte protolysieren gewöhnlich nur in geringem Umfang. Mit zunehmender Konzentration c 0 sinkt der Protolysegrad α. organische Säuren Spezifische elektrische Leitfähigkeit æ æ max æ max æ max starker Elektrolyt HCl starker Elektrolyt NaOH schwacher Elektrolyt CH 3 COOH c 0 Die elektrische Leitfähigkeit steigt - mit der Ionenkonzentration - mit den Ladungszahlen - mit der Ionenbeweglichkeit

7 Protolysegrad α von Säuren s. 5.3 HA H + + A - α = α = Konzentration der protolysierten Moleküle Ausgangskonzentration c(h c + ) = c(a 0 c 0 ) c 0 an Molekülen α <<1 schwache Säure α 1 starke Säure

8 Lösung von Ionenverbindungen Hydratisierte, frei bewegliche Ionen Ionenkristall Gelöste Anionen H-Brücken möglich Ionen im Kristallinneren gleichmäßige elektrostatische Anziehung in allen Raumrichtungen Ionen an der Kristalloberfläche gegenseitige elektrostatische Anziehung unausgeglichen Ion-Dipol-Wechselwirkung Hydratisierung und Ausbrechen aus Kristallverband Gelöste Kationen Wechselwirkung mit freien Elektronenpaaren Aufgrund des Abschirmungseffektes der Hydrathülle besteht zwischen Kationen und Anionen nur reichlich 1 % der Anziehungskraft wie im Ionenkristall!

9 Salzhydrate mit Kristallwasser Beim Eindampfen der Ionenlösung "nehmen" manche Salze ihre Hydrathülle in das Kristallgitter mit. Es werden Ionenkristalle mit hydratisierten Ionen erhalten. H 2 O CuSO 4 [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ + SO 4 2- (aq) CuSO 4 5 H 2 O [Cu(OH 2 ) 4 ] [SO 4 (H 2 O)]

10 Löslichkeit von Ionenverbindungen Die Löslichkeit eines Stoffes ist die maximale Stoffmenge, die sich bei gegebener Temperatur in einer bestimmten Menge Wasser (meist 100 g) lösen lässt. Löslichkeit g / 100 g Wasser löslich > 1 g / 100 g schwer löslich 0,1-1 g / 100 g nahezu unlöslich < 0,1 g / 100 g ungesättigte gesättigte übersättigte Lösung K + Cl - K + Cl - K + Cl - KCl KCl KCl 80 C 80 C 20 C Auflösung Gleichgewicht Ausfällung

11 Löslichkeit von Salzen in Abhängigkeit von der Temperatur I II Löslichkeit in g/100g H 2 O CaCl 2 KNO 3 NaNO 3 NH 4 Cl KCl Löslichkeit in g/100g H 2 O CaCl 2 KNO 3 NaNO 3 NH 4 Cl KCl 40 NaCl 40 NaCl CaSO 4 CaSO Temperatur ( o C) Temperatur ( o C)

12 Lösungswärme H L H G H H Hydratation der Ionen unter Freisetzung der Hydratationsenergie H H Zufuhr von Energie zum Abbau des Ionenkristalls in Einzelionen notwendig Menge entspricht der Gitterenergie H G, die bei der Kristallbildung frei wurde H L = H H H G Erwärmung beim Lösevorgang H L < 0 H H > H G Abkühlung beim Lösevorgang H L > 0 H H < H G

13 Ursachen unterschiedlicher Löslichkeit Einfluss von Gitter- und Hydratationsenthalpie, Beispiel KCl: Gitterenthalpie KCl: KCl(s) K + (g) + Cl - (g) - H G = kj/mol Hydratationsenthalpie KCl: K + (g) + Cl - (g) K + (aq) + Cl - (aq) H H = kj/mol Lösungsenthalpie KCl: KCl(s) K + (aq) + Cl - (aq) H L = + 17 kj/mol Als Faustregel gilt: Je kleiner die Ionenradien und je höher die Ionenladung, desto höher ist die Gitterenthalpie. z. B. H G (Al 2 O 3 ) = kj/mol!

14 Enthalpie H K + (g) + Cl - (g) H H - H G K + Cl - (s) H L K(H 2 O) n + + Cl(H 2 O) m -

15 Anwendung des Prinzips des kleinsten Zwanges H L > 0 (endotherm) 1) Lösung einer Ionenverbindung KA K + + A - K + A - Das System weicht einer Erhöhung der Temperatur aus, indem ein Vorgang mit Wärmeaufnahme abläuft: 1) H L > 0 (endotherm) Löslichkeit steigt 2) H L < 0 (exotherm) Löslichkeit sinkt KA Das System weicht einer Senkung der Temperatur aus, indem ein Vorgang mit Wärmeabgabe abläuft: 1) H L > 0 (endotherm) Löslichkeit sinkt 2) H L < 0 (exotherm) Löslichkeit steigt K + KA A - 1) Die meisten Salze weisen endotherme Lösungswärmen auf!

16 Löslichkeit in g/100g H 2 O NaNO 3 CaCl 2 KNO 3 NH 4 Cl KCl NaCl CaSO Temperatur ( o C) KNO 3 KCl NaCl Lösungswärme H L 35 kj/mol 17 kj/mol 4 kj/mol Bei Salzen, für deren Auflösung viel Energie aufgewendet werden muss, steigt die Löslichkeit mit der Temperatur stark an. Salze mit kleinen Lösungswärmen zeigen nur eine geringe Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit.

17 Lösung und Löslichkeit von Molekülen in Wasser Gase Löslichkeit und chemische Wechselwirkung H Cl l [H OH 2 ] + l Cl l Lösung durch Ionenbildung (Protolyse) 842 g HCl je L H 2 O bei 0 C 720 g HCl je L H 2 O bei 20 C H l δ + H N l H O l l l H H Lösung durch Bildung von H-Brücken 907 g NH 3 je L H 2 O bei 0 C 542 g NH 3 je L H 2 O 20 C Die Löslichkeit von Gasen sinkt mit steigender Temperatur!

18 Dipol Dipol δ + l Cl Cl l δ + H 2 O δ δ Lösung durch Induktionskräfte (Dipol-Dipol-Kraft) 14,6 g Cl 2 je L H 2 O bei 0 C δ + δ l N N l δ + H 2 O δ 0,03 g N 2 je L H 2 O bei 0 C induziert permanent

19 Flüssigkeiten Löslichkeit und chemische Wechselwirkung l O l H C O l H O l Lösung durch H-Brücken l l H H und l O l δ + δ + H C O l [H OH 2 ] + Methansäure Lösung durch Ionenbildung (Protolyse), unbegrenzt mischbar H 3 C O l H O l l H H Methanol l Lösung durch H-Brücken, unbegrenzt mischbar